ТЕОРІЯ КИСЛОТ І ПІДСТАВ
Для характеристики багатьох електролітів у водних розчинах можна використовувати поняття кислоти і підстави, що базуються на першій теорії електролітичноїдисоціації, створеної С. Арреніус (1887): кислота - електроліт, дисоціюють в розчинах з утворенням водень-іонів (Н + ); підставу - електроліт, дисоціюють в розчинах з утворенням гідроксід- іонів (ОН '); ал * фолить - електроліт, дисоціюють в розчині з утворенням як водень-іонів [Н + ], так і гідроксид-іонів [ОН]. До амфоліти відносяться амінокислоти, білки, нуклеїнові кислоти.
Умовно всі електроліти можна розділити на сильні і слабкі. Сильні електроліти практично повністю дисоціюють і присутні у воді у вигляді іонів. Слабкі електроліти характеризуються встановленням рівноваги між диссоциированной і недиссоциированной формами.
Відповідно до теорії Арреніуса, властивості кислот обумовлені наявністю в їх хімічною структурою водню, здатного існувати у вигляді іона [Н + ], а підстав - наявністю іона [ОН]. Надалі дослідження особливостей протікання реакцій в наведених розчинах привели до створення більш загальних теорій кислот і підстав.
Згідно протонної теорії кислот і підстав Бренстеда і Лоурі (1923), кислотами слід вважати речовини, здатні віддавати іони водню (протони), т. Е. Є донорами іонів водню, а підставами - з'єднання, які беруть протони, т. Е. Що представляють собою акцептори водню.
Таке визначення кислот і підстав дозволяє включати в їх число не тільки молекули, але і іони. Наприклад, згідно протонної теорії, карбонат-іон є підставою, так як у водному розчині він приєднує протон, утворюючи гідрокарбонат-іон:
Процес іонізації (дисоціації) речовини відбувається в контакті з розчинником. При цьому розчинник виконує функцію або кислоти, або підстави. Наприклад, при розчиненні аміаку вода виступає в ролі кислоти (віддає протон):
Згідно протонної теорії, віддаючи протон, кислота перетворюється в основу, зване сполученим цієї кислоті (поєднане підставу), а підстава, приєднуючи протон, перетворюється в пов'язану кислоту.
У наведеному рівнянні хімічної реакції Н 2 0 - це кислота, а ВІН "- поєднане підставу, в свою чергу, NH 3 - підстава, a NH4 - сполучена кислота.
У загальному вигляді для кожної з цих пар (кислота - поєднане підставу, підстава - сполучена кислота) можна записати наступні рівняння:
Оскільки протон в розчинах не існує у вільному стані, кислота може віддати протон тільки підставі, що, прийнявши протон, стає кислотою. Тому, згідно протонної теорії, має місце кислотно-основну рівновагу, в якому обов'язково присутні дві кислотноосновного пари.
Електронна теорія кислот і підстав (теорія Льюїса). Незважаючи на свої переваги, теорія Бренстеда, як і теорія Арреніуса, не може бути застосована до речовин, котрі виявляють властивості кислот, але не містить водню. Тому більш загальною є електронна теорія кислот і підстав Льюїса, згідно з якою кислотою називають речовину, яка бере електронні пари, - акцептор електронів, а речовина, що поставляє електрони для утворення хімічного зв'язку, - донор електронів - називають підставою.
Представлені теорії дисоціації (іонізації) кислот і підстав не суперечать, а доповнюють один одного і мають глибоку внутрішню зв'язок. Так, по Бренстеда, кислоти можна віднести до окремого випадку льюїсовських кислот, оскільки протон, що характеризується більшою спорідненістю до електронної пари, може по Льюїсу розглядатися як кислота.
